怎麼化學達到平衡

Ⅰ 怎麼判斷化學反應達到平衡

一、判斷化學平衡狀態的本質標志（定義標志）。

1、正逆反應速率相等，也就是v（正）=v（逆）。對於這個標志的使用有注意兩點：一是反應速率應有一正一逆，二是正逆反應速率相等。2、各組分的物質的量濃度保持一定，也就是不再發生改變。

2、與各組分的物質的量濃度保持一致等價的標志。1）從質量角度進行判斷。如：各組分質量不再發生變化；反應物總質量或生成物總質量不再發生變化；各組分的質量分數不再發生變化等等。（2）從物質的量角度進行判斷。如各組分物質的量不再發生變化；各組分的物質的量分數不再發生變化；反應物總的物質的量或生成物總的物質的量不再發生變化。（3）對於有氣體參加的反應，且反應前後氣體體積發生改變的反應，還可以採用以下特殊的判斷標志。如：總物質的量、總壓強（恆溫、恆容）、平均摩爾質量、混合氣體的密度（恆溫、恆壓）保持不變。

Ⅱ 化學平衡的條件

化學反應達到平衡時的條件是：V正=V逆
化學平衡特徵（1）定：各組成成分百分含量不變
（2）動：動態平衡(即反應沒有靜止,而是在不斷進行正逆反應的動態平衡,外表看起來彷彿是靜止一樣)
（3）變：條件不變，平衡狀態不變
而根據平衡移動原理,影響化學平衡的因素有：改變反應物或生成物的濃度、壓強以及反應時的溫度.因為有些反應是吸熱反應,有些反應是放熱反應.
催化劑只能加速反應達到平衡,並不能改變反應平衡.

Ⅲ 化學反應達到平衡狀況的條件

（同學你好，自從上了大學這後就沒有再看過化學類的書籍，在網上給你找了些本人感覺比較有用的東西，希望能對你的學習有點幫助.）一．影響化學反應速率的條件

對速率這部分內容，常用的一條規律是：同一化學反應的速率可以用不同的物質來表示，其數值可能不同，但意義可以一樣；並且用不同物質表示的化學反應速率之比等於方程式中相應計量數之比。另外，對於可逆反應，條件改變對速率的影響總是同方向的，V正和V逆的變化是增大都增大，減小都減小，決不會一個增大一個減小。影響化學反應速率的主要因素是反應物本身的性質，但可以發生變化的是外界因素，常有如下方面：1、濃度

在其他條件不變時，增大反應物的濃度，會使單位體積所含活化分子數增多，有效碰撞次數增多，反應速率加快；減少反應物濃度，會使單位體積所含活化分子數減少，有效碰撞次數減少，反應速率減小。

2、壓強

在其他條件不變時，對於有氣體參加的化學反應，增大壓強，相當於增大氣體濃度，反應速率加快；減小壓強，相當於減小氣體濃度，反應速率減小。

注意：對於參加反應的固體、液體或溶液，由於改變壓強，對它們的濃度改變很小，可以認為它們的反應速率與壓強無關。

對於氣體反應體系，有以下幾種情況：

（1）恆溫時：增大壓強體積縮小濃度增大反應速率加快。

（2）恆容時：

①充入氣體反應物濃度增大總壓增大速率加快

②充入「惰氣」總壓增大，但各分壓不變，即各物質的濃度不變，反應速率不變。

（3）恆壓時：充入「惰氣」體積增大各反應物濃度減小反應速率減慢。總之，壓強改變，若引起濃度改變，速率則改變。
3、溫度

在其他條件不變時，溫度每升高10℃，化學反應速率增大到原來的2—4倍。

4、使用催化劑

能改變化學反應的途徑，使原來難以進行的化學反應分成幾步易進行的反應，從而大幅度改變了化學反應的速率。

5、其他影響化學反應速率的條件

光、超聲波、激光、放射線、電磁波、反應物顆粒大小、擴散速率、溶劑、原電池反應等都會影響反應速率的變化。二．化學平衡狀態的判定

對於可逆反應mA(g) nB(g)＋pC(g)，在一定條件下達到平衡狀態有以下十個標志：

①A的分解速率與A的生成速率相等。

②單位時間內生成n molB和p molC的同時，生成m molA。

③A、B、C、的物質的量不再改變。

④A、B、C的濃度不再改變。

⑤A、B、C的百分含量（物質的量分數、體積分數、質量分數）不再改變。

⑥A的轉化率達到最大，且保持不變。

⑦恆溫、恆壓、絕熱的情況下，體系內溫度不再改變。

⑧若某一反應物或生成物有顏色，顏色穩定不變。

⑨當m≠n+p時，恆容下總壓強不再改變。（對於m=n+p時，p總不能作為判定依據，因為不論反應開始，還是達到平衡，體系的總壓強均不改變。）

⑩當m≠n+p時，混合氣體的平均相對分子質量不隨時間變化。（在m=n+p時，M不能作為判斷依據，因為恆容條件下，總質量不變，總的物質的量不變，則M亦不變。若是全氣態反應，恆容條件下，混合氣體的密度p無論起始還是達到平衡，始終不變。

上述十個標志實本質上可以歸納為兩個基本判斷依據：一是V正=V逆（①②⑦的基本依據），二是平衡混合物中各組分的相對含量保持不變（③④⑤⑥⑧⑨⑩的基本依據）。答題時要注意對於不同反應，具體問題具體分析，仔細分辨V正=V逆和百分含量保持不變不同的表達方式。三．影響化學平衡的條件
條件的改變（其他條件不變） 化學平衡的移動
濃度 增大反應物濃度或減小生成物濃度 正向移動
減小反應物濃度或增大生成物濃度 逆向移動
壓強
(對有氣體存在的反應) 增大壓強 向氣體體積減少的方向移動
減小壓強 向生成更多氣體的方向移動
溫度 升高溫度 向吸熱方向移動
降低溫度 向放熱方向移動
催化劑 使用催化劑 不改變平衡狀態
小結 改變外界條件 向削弱這種改變的方向移動四．解題方法歸納

2．等效平衡的規律

在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），對同一可逆反應，通過不同的途徑，達到化學平衡時，同種物質的百分含量相同，這樣的平衡稱為等效平衡，此類平衡的規律是：

①、在定溫、定容條件下，對於反應前後氣體分子數不等的可逆反應，只改變起始時加入物質的物質的量，如通過可逆反應的化學計量數換算成同一邊的物質的物質的量與原平衡相同，則兩平衡等效。

②、在定溫、定容條件下，對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應，只要按化學計量數換算成同一邊的物質的物質的量之比與原平衡相同，則達平衡後與原平衡等效。

③、在定溫、定壓條件下，改變起始時加入物質的物質的量，只要按化學計量數換算成同一邊的物質的物質的量之比與原平衡相同，則達平衡後與原平衡等效。

3．正確識別圖象

改變外界條件對化學反應速率及化學平衡的影響，可用各種圖象來表示，解答圖象題目的方法思路是：

（1）看懂圖象：一看面（即看清橫坐標和縱坐標），二看線（即看線的走向、變化的趨勢），三看點（即看線是否通過原點，兩條線的交點及線的拐點，「先拐先平數值大」），四看要不要作輔助線（如等溫線、等壓線），五看定量圖象中有關量的多少。

（2）聯想規律：即聯想外界條件對化學反應速率和化學平衡的影響規律，且熟練准確。

（3）作出判斷：認准某些關鍵數據在解題中的特定作用。全面、准確地從圖中找出直接或隱含的相關化學知識。

Ⅳ 怎麼判斷化學反應平衡啊

你好，很高興為你解答：

1.同一物質的生成速率和分解速率相等

2.反應體系中各物質的物質的量或者濃度，百分含量，體積分數，質量分數，物質的量分數不再改變

3.同一物種化學鍵的斷裂和形成數目相等

4.有氣體參加反應，當反應前後氣體總體積不等的時候 ，氣體的平均相對分子質量，密度，壓強不變

5.若反應為絕熱體系，反應體系溫度一定

6.轉化率相同

7.若反應有顏色的改變，則顏色不變時平衡。

Ⅳ 化學平衡的條件

如果不是等分子反應，（1）恆容：就看壓壓強是否變化，不變就是平衡狀態，（2）恆壓：看體積是否變化，不變就是平衡狀態。如果是等分子反應，就看正反應速率是否等於逆反應速率。當然，這也適用於非等分子反應。另外，如果反應氣體有顏色的話，也可以通過氣體顏色是否變化來判斷。希望能夠幫助你！祝你化學學習愉快！！

Ⅵ 達到化學平衡狀態的條件

根據吉布斯自由能判據，當ΔrGm=0時，反應達最大限度，處於平衡狀態。化學平衡的建立是以可逆反應為前提的。可逆反應是指在同一條件下既能正向進行又能逆向進行的反應。絕大多數化學反應都具有可逆性，都可在不同程度上達到平衡。

從動力學角度看，反應開始時，反應物濃度較大，產物濃度較小，所以正反應速率大於逆反應速率。隨著反應的進行，反應物濃度不斷減小，產物濃度不斷增大，所以正反應速率不斷減小，逆反應速率不斷增大。當正、逆反應速率相等時，系統中各物質的濃度不再發生變化，反應達到了平衡。

化學平衡是動態平衡。

19世紀50-60年代，熱力學的基本規律已明確起來，但是一些熱力學概念還比較模糊，數字處理很煩瑣，不能用來解決稍微復雜一點的問題，例如化學反應的方向問題。當時，大多數化學家正致力於有機化學的研究，也有一些人試圖解決化學反應的方向化學反應的方向問題。這種努力除了質量作用定律之外，還有其他一些人試圖從別的角度進行反應方向的探索，其中已有人提出了一些經驗性的規律。

在這一時期，丹麥人湯姆生和貝特羅試圖從化學反應的熱效應來解釋化學反應的方向性。他們認為，反應熱是反應物化學親合力的量度，每個簡單或復雜的純化學性的作用，都伴隨著熱量的產生。貝特羅更為明確地闡述了與這相同的觀點，並稱之為「最大功原理」，他認為任何一種無外部能量影響的純化學變化，向著產生釋放出最大能量的物質的方向進行。雖然這時他發現了一些吸熱反應也可以自發地進行，但他卻主觀地假定其中伴有放熱的物理過程。這一錯誤的論斷在30年代終於被他承認了，這時他才將「最大功原理」的應用范圍限制在固體間的反應上，並提出了實際上是「自由焓」的化學熱的概念。

19世紀60-80年代，霍斯特曼、勒夏特列和范霍夫在這一方面也做了一定的貢獻。首先，霍斯特曼在研究氯化銨的升華過程中發現，在熱分解反應中，其分解壓力和溫度有一定的關系，符合克勞胥斯一克拉佩隆方程：dp/dt=Q/T(V'-V)

其中Q代表分解熱，V、V'代表分解前後的總體積。范霍夫依據一述方程式導出的下式：

lnK=-(Q/RT)+c

此式可應用於任何反應過程，其中Q代表體系的吸收的熱（即升華熱）。范霍夫稱上式為動態平衡原理，並對它加以解釋，他說，在物質的兩種不同狀態之間的任何平衡，因溫度下降，向著產生熱量的兩個體系的平衡方向移動。1874年和1879年，穆迪埃和羅賓也分別提出了這樣的原理。穆迪埃提出，壓力的增加，有利於體積相應減少的反應發生。在這之後，勒夏特列又進一步普遍地闡釋了這一原理。他說，處於化學平衡中的任何體系，由於平衡中的多個因素中的一個因素的變動，在一個方向上會導致一種轉化，如果這種轉化是惟一的，那麼將會引起一種和該因素變動符號相反的變化。

然而，在這一方面做出突出貢獻的是吉布斯，他在熱力化學發展史上的地位極其重要。吉布斯在勢力化學上的貢獻可以歸納4個方面。第一，在克勞胥斯等人建立的第二定律的基礎上，吉布斯引出了平衡的判斷依據，並將熵的判斷依據正確地限制在孤立體系的范圍內。使一般實際問題有了進行普遍處理的可能。第二，用內有、熵、體積代替溫度、壓力、體積作為變數對體系狀態進行描述。並指出湯姆生用溫度、壓力和體積對體系體狀態進行描述是不完全的。他倡導了當時的科學家們不熟悉的狀態方程，並且在內能、熵和體積的三維坐標圖中，給出了完全描述體系全部熱力學性質的曲面。第三，吉布斯在熱力學中引入了「濃度」這一變數，並將明確了成分的濃度對內能的導數定義為「熱力學勢」。這樣，就使熱力學可用於處理多組分的多相體系，化學平衡的問題也就有了處理的條件。第四，他進一步討論了體系在電、磁和表面的影響下的平衡問題。並且，他導出了被認是熱力學中最簡單、最本質也是最抽象的熱力學關系，即相律，在，而平衡狀態就是相律所表明的自由度為零的那種狀態。

吉布斯對平衡的研究成果主要發表在他的三篇文章之中。1873年，他先後將前兩篇發表在康涅狄格州學院的學報上，立即引起了麥克斯韋的注意。吉布斯前兩篇文可以說只是一個准備，1876年和1878年分兩部分發表了第三篇文章-《關於復相物質的平衡》，文章長達300多頁，包括700多個公式。前兩篇文章是討論單一的化學物質體系，這篇文章則對多組分復相體系進行了討論。由於熱力學勢的引入，只要將單組分體系狀態方程稍加變化，便可以對多組分體系的問題進行處理了。

對於吉布斯的工作，勒夏特列認為這是一個新領域的開辟，其重要性可以與質量不滅定律相提並論。然而，吉布斯的三篇文章發表之後，其重大意義並未被多數科學家們所認識到，直到1891年才被奧斯特瓦德譯成德文，1899年勒夏特列譯成法文出版之後，情況頓然改變。在吉布斯之後，熱力學仍然只能處理理想狀態的體系。這時，美國人洛易斯分別於1901年和1907年發表文章，提出了「逸度」與「活度」的概念。路易斯談到「逃逸趨勢」這一概念，指出一些熱力學量，如溫度、壓力、濃度、熱力學勢等都是逃逸趨勢量度的標度。

路易斯所提出的逸度與活度的概念，使吉布斯的理論得到了有益的補充和發展，從而使人們有可能將理想體系的偏差進行統一，使實際體系在形式上具有了與理想體系完全相同的熱力學關系式。
綜上所述，化學平衡狀態是指在一定條件下的可逆反應，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態。

化學平衡狀態具有逆，等，動，定，變等特徵。
逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
等：平衡時，正逆反應速率相等，即v正=v逆。
動：平衡時，反應仍在進行，是動態平衡，反應進行到了最大程度。
定：達平衡狀態時，反應混合物中各組分的濃度保持不變，反應速率保持不變，反應物的轉化率保持不變，各組分的含量保持不變。
變：化學平衡跟所有的動態平衡一樣，是有條件的，暫時的，相對的，當條件發生變化時，平衡狀態就會被破壞，由平衡變為不平衡，再在新的條件下建立新平衡。

影響化學平衡的因素有很多.
如壓強\溫度\濃度\催化劑等.
在其他條件不變的情況下,增大反應物濃度或減小生成物濃度,可使平衡向正反應方向移動
勒夏特列原理:如果改變影響平衡的一個條件(濃度壓強或溫度等),平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動

Ⅶ 怎麼才能判斷化學反應是否達到平衡

當化學反應正逆反應速率相等，反應物和生成物各組分濃度不再改變，說明化學反應達到平衡。

平衡狀態的特徵：（針對同一種物質）

逆：化學平衡狀態只是討論可逆反應形成的一種狀態。

等：正反應逆反應速率相等，正逆反應中物質的速率之比等於化學計量數之比。

動：化學平衡是一種動態平衡。

定：在平衡混合物中，各組成成分的含量保持一定。

變：化學平衡是在一定條件下的平衡狀態和平衡體系，任一條件改變，都可能引起平衡移動。

同：對於一個可逆反應來說，如果外界條件不變時，無論採取任何途徑，最後平衡狀態相同。

(7)怎麼化學達到平衡擴展閱讀：

變化

1、壓強改變，濃度改變，速率改變，若V正≠V逆，則平衡移動。

2、壓強改變，濃度改變，速率改變，但V正=V逆，則平衡不移動。

3、壓強改變，但濃度不變，速率不變，V正=V逆，則平衡不移動。

4、總壓強不變，但濃度改變，則速率改變，且V正≠V逆，則平衡移動。

Ⅷ 達到化學平衡條件

化學平衡狀態的判斷:具體表現為「一等六定」:
一等:正逆反應速率相等;
六定:①
物質的量一定，②
平衡濃度一定，③
百分含量保持一定，④
反應的轉化率一定，⑤
產物的產率一定，⑥
正反應和逆反應速率一定。
除了上述的「一等六定」外，還可考慮以下幾點:
①同一物質單位時間內的消耗量與生成量相等。
②不同物質間消耗物質的量與生成物質的量之比符合化學方程式中各物質的化學計量數比。
③在一定的條件下，反應物的轉化率最大，或產物的產率最大。
④對於有顏色變化的可逆反應，顏色不再改變時。
對於反應前後氣體總體積變的可逆反應，還可考慮以下幾點:
①反應混合物的平均相對分子量不再改變。
②反應混合物的密度不再改變。
③反應混合物的壓強不再改變。
還可以從化學鍵的生成和斷裂的關系去判斷是否處於化學平衡狀態。